Elektrolitska disociacija: enačba, stopnja, konstanta, reakcija

Temeljni steber kemije, skupaj s periodičnim sistemom D. I. Mendeleev, struktura organskih spojin A. M. Butlerov, druga pomembna odkritja, je teorija elektrolitske disociacije. Leta 1887 ga je razvil Svante Arrhenius, da bi pojasnil specifično vedenje elektrolitov v vodi, drugih polarnih tekočinah in tali. Našel je kompromis med dvema kategorično različnima teorijama o rešitvah, ki obstajajo v tistem času - fizični in kemični. Prvi je navedel, da solute in topilo med seboj ne vplivata in tvorita preprosto mehansko zmes. Druga je, da obstaja kemična vez med njimi. Izkazalo se je, da so te in druge lastnosti neločljivo povezane z rešitvami.

V naslednjih fazah razvoja znanosti so številni znanstveniki nadaljevali z raziskavami in razvojem na tem področju, pri čemer so se opirali na razpoložljive informacije o strukturi atomov in naravi kemičnih vezi med njimi. Predvsem I. A. Kablukov se je ukvarjal z vprašanjem solvatnih procesov, V. A. Kistyakovsky pa je določil odvisnost dviga tekočega stebra v kapilari pri pogojih vrelišča na molekulsko maso.

Sodobna interpretacija teorije

Pred odkritjem tega odkritja niso bile preučevane številne lastnosti in okoliščine razdelitvenih procesov, kot tudi same rešitve. Elektrolitska disociacija je proces razgradnje snovi v njene sestavne ione v vodi ali drugih polarnih tekočinah, interakcija delcev zmesi z molekulami topila, pojav mobilnosti kationov in anionov v mrežnih mestih zaradi taljenja. Posledično nastale snovi prejmejo novo lastnost - električno prevodnost.

Ioni, ki so v prostem stanju raztopine ali taline, medsebojno delujejo. Verjetno nabite, drugače drugače drugače - privlačijo. Zaračunane delce raztopimo z molekulami topil - vsaka je tesno obdana s strogo usmerjenimi dipoli glede na Coulombove privlačne sile, v določenem primeru so hidrirani, če je medij voden. Kationi imajo vedno večji polmer kot anioni zaradi specifičnosti lege delcev okoli njih z naboji na robovih.

Sestava, razvrstitev in imena nabitih delcev v luči elektrolitske disociacije

Ion je atom ali skupina atomov, ki so nosilci pozitivnega ali negativnega naboja. Imajo konvencionalno delitev na preproste (K ⁽⁺⁾ , Ca ⁽²⁺⁾ , H ⁽⁺⁾ - sestavljene iz enega kemijskega elementa), kompleksne in kompleksne (OH ^(-) , SO ₄ ^(2-) , HCO ₃ ^{(- )} - od več). Če je kation ali anion vezan na molekulo topila, se imenuje solvat, pri čemer je dipol molekule H ₂ O hidriran.

Ko pride do elektrolitske disociacije vode, nastanejo dva nabita delca H ⁽⁺⁾ in OH ^(-) . Proton vodika sprejema osamljen elektronski par kisika iz druge vodne molekule v prazno orbito, zaradi česar nastane hidroksonijev ion H3O ⁽⁺⁾ .

Glavne določbe odkritja Arrheniusa

Vsi predstavniki razredi anorganskih spojin poleg oksidov v raztopinah usmerjenih dipolov tekočin razpadejo, v kemičnem smislu, v večji ali manjši meri disociirajo na svoje sestavne ione. Prisotnost električnega toka ne zahteva tega procesa, elektrolitska disociacijska enačba je njen shematski zapis.

Pri vstopanju v raztopino ali talino se lahko ioni izpostavijo električnemu toku in se premaknejo usmerno k katodi (negativna elektroda) in anodi (pozitivni). Slednji privabljajo nasprotno nabite atomske agregate. Zato delci dobijo imena - kationi in anioni.

Hkrati in istočasno z razpadom snovi poteka obraten proces - povezava ionov v prvotne molekule, zato ne pride do sto odstotne raztopitve snovi. Takšna enačba za elektrolitsko disociacijsko reakcijo vsebuje enak znak med desno in levo stranjo. Elektrolitska disociacija, kot vsaka druga reakcija, se drži zakonov, ki urejajo kemijsko ravnovesje, ni izjema in zakon množičnega ukrepanja. Navaja, da je hitrost procesa razpadanja v ione sorazmerna koncentraciji elektrolita.

Razvrstitev snovi med disociacijo

Kemijska terminologija deli snovi na netopne, slabo topne in topne. Zadnji dve sta šibka in močna elektrolita. Podatki o topnosti nekaterih spojin so povzeti v tabeli topnosti. Disociacija močnih elektrolitov je nepovraten proces, ki se popolnoma razgradi v ione. Šibki so le delno, so neločljivo povezani s fenomenom združevanja in s tem ravnotežjem procesov, ki se dogajajo.

Pomembno je omeniti, da ni nobene neposredne povezave med topnostjo in jakostjo elektrolitov. V močnih je lahko blag. Tudi šibki elektroliti so lahko dobro topni v vodi.

Primeri spojin, katerih raztopine izvajajo elektriko

Razred „močni elektroliti“ vključuje vse dobro disociacijske kisline, kot so dušik, klorovodik, brom, žveplo, perklor in druge. Alkalni hidroksidi in posamezni predstavniki skupine "zemeljsko alkalijskih kovin" so enako podobni. Intenzivna elektrolitska disociacija soli, razen nekaterih cianatov in tiocianatov, pa tudi živega srebra (II) klorida.

Razred "šibki elektroliti" predstavlja preostali mineral in skoraj vse organske kisline: karbonske, sulfid, bor, dušik, žveplo, silicij, ocet in drugi. Kot tudi slabo topne in ogljikovodične baze in amfoterni hidroksidi (magnezijev hidroksid, berilij, železo, cink v oksidacijska stanja (2+)). Po drugi strani so molekule vode zelo šibki elektroliti, vendar se še vedno razgradijo v ione.

Kvantitativni opis disociacijskih procesov

Stopnja elektrolitske disociacije je pravzaprav značilna za obseg procesa cepljenja. Lahko se izračuna - število delcev, razdeljenih na ione, je treba deliti s skupnim številom molekul raztopljene snovi v sistemu. To vrednost označimo s črko "alfa".

Logično je, da je za močne elektrolite "α" enako ali sto odstotno, saj je število razgrajenih delcev enako njihovemu skupnemu številu. Za šibke - vedno manj kot eno. Popolna razgradnja začetnih molekul v ione v vodnem mediju se ne pojavi in ​​pride do povratnega procesa.

Glavni dejavniki, ki vplivajo na popolnost razpada

Na stopnjo elektrolitske disociacije vplivajo številni nesporni dejavniki. Najprej je pomembna narava topila in razgradljiva snov v njem. Na primer, vsi močni elektroliti imajo kovalentno močno polarno ali ionsko vez med delnimi sestavinami. Tekočine predstavljajo dipoli, zlasti voda, v molekulah obstaja ločitev nabojev, zaradi njihove specifične orientacije pa pride do elektrolitske disociacije raztopljene snovi.

Vrednost alfa je obratno odvisna od koncentracije. S povečanjem se vrednost stopnje disociacije zmanjša in obratno. Sam proces je popolnoma endotermičen, kar pomeni, da je potrebna določena količina toplote. Vpliv temperaturnega faktorja je upravičen na naslednji način: večja kot je, večja je stopnja disociacije.

Sekundarni dejavniki

Polibazične kisline, kot je fosforjeva kislina, in baze v sestavi z več hidroksilnimi skupinami, na primer Fe (OH) ₃ , se razpadejo v ione v korakih. Opredeljena je odvisnost - za vsako naslednjo stopnjo disociacije je značilna stopnja, ki je tisoč ali deset tisočkrat manjša od prejšnje.

Dodajanje drugih elektrolitov v sistem, ki spremeni koncentracijo enega od ionov glavne raztopine, lahko spremeni tudi stopnjo razgradnje. To pomeni premik ravnotežja v smeri, ki jo določa pravilo Le Chatelier-Brown - reakcija poteka v smeri, v kateri je opaziti nevtralizacijo vpliva na sistem od zunaj.

Konstanta klasičnega ravnotežnega procesa

Za karakterizacijo procesa razgradnje šibkega elektrolita se poleg njegove stopnje uporablja tudi elektrolitska disociacijska konstanta (K _d ), ki je izražena z razmerjem med koncentracijami kationov in anioni na količinsko vsebino začetnih molekul v sistemu. Pravzaprav je običajno konstantno kemijsko ravnotežje za reverzibilno reakcijo raztopljene snovi v ione.

Na primer, za proces razgradnje spojine v njegove sestavne delce bo disociacijska konstanta (K _d ) določena z zasebnimi konstantnimi koncentracijami kationov in anionov v raztopini, ki se dvignejo do stopnje, ki ustreza številkam, s katerimi se soočajo v kemijski enačbi, in skupno število preostalih ne-disociranih formularnih enot topljenca. Odvisnost sledimo - višja (K _d ), večje je število kationov in anionov v sistemu.

Razmerje med koncentracijo šibke razpadajoče spojine, stopnjo disociacije in konstanto določimo z uporabo Ostwaldovega zakona razredčitve z enačbo: K _d = α ² s.

Voda kot šibko disocirajoča se snov

Dipolne molekule se v zelo majhnem obsegu razgradijo v nabite delce, ker so energetsko neugodne. Kljub temu pa pride do cepitve v vodikove katione in hidroksilne anione. Ob upoštevanju hidracijskih procesov lahko govorimo o nastanku hidroksonijevega iona in OH ^(-) iz dveh vodnih molekul.

Stalno disociacijo določamo z razmerjem produkta protonov vodikovih in hidroksidnih skupin, imenovanih ionski produkt vode, z ravnotežno koncentracijo neprekinjenih molekul v raztopini.

Elektrolitska disociacija vode povzroča prisotnost v sistemu H ⁽⁺⁾ , ki označuje njegovo kislost, in prisotnost OH ^(-) - bazičnosti. Če so koncentracije protonske in hidroksilne skupine enake, se ta medij imenuje nevtralen. Obstaja tako imenovani vodikov indeks - to je negativni logaritem celotne količine H ⁽⁺⁾ v raztopini. PH, ki je manjši od 7, kaže, da je medij kisel, več pa je njegova alkalnost. To je zelo pomembna količina, glede na njeno eksperimentalno vrednost, biološko, biokemično in kemijske reakcije različni vodni sistemi - jezera, ribniki, reke in morja. Pomen pH vrednosti za industrijske procese je prav tako nesporen.

Zabeležite reakcije in oznake

Enačba elektrolitske disociacije s pomočjo kemijskih znakov opisuje procese razpadanja molekul v ustrezne delce in se imenuje ionski. Je večkrat enostavnejši od standardne molekulske in ima bolj splošen videz.

Pri pripravi takšne enačbe je treba upoštevati, da se snovi, ki so se med reakcijo oborile ali odstranile iz reakcijske zmesi, vedno zabeležijo le v molekularni obliki, za razliko od elektrolitnih spojin, katerih močni predstavniki se delijo samo na ione rešitve. Elektrolitska disociacija za njih je nepovraten proces, saj je povezava nemogoča zaradi nastajanja necepljivih snovi ali plinov. Za to vrsto enačbe veljajo ista pravila kot za druge kemijske reakcije - vsota koeficientov leve in desne strani mora biti enaka za ohranjanje materialne bilance.

Elektrolitska disociacija kislin in baz lahko poteka v več fazah, če so snovi polibazne ali polikisline. Za vsako podreakcijo napišite lastno enačbo.

Vloga v kemijski znanosti in njen razvoj

Ustvarjanje teorije Svante Arrhenius je bilo izredno pomembno za splošni proces oblikovanja fizikalne in zlasti elektrokemijske znanosti. Na podlagi odkritja takega pojava, kot so elektrolitska disociacija, elektrodni procesi, so se intenzivno razvijali posebnosti prehoda tokov skozi različne medije, teorija vodenja katodno-anodnih potencialov. Poleg tega je teorija rešitev precej napredovala. Neprecenljiva odkritja so prav tako pričakovala kemično kinetiko, področje korozije kovin in zlitin, kot tudi delo pri iskanju novih sredstev za zaščito pred njim.

V sodobnem svetu je še vedno veliko novega in neznanega. Vsak dan se znanstveniki še bolj in bolj razvijajo v poznavanje tako velike discipline, kot je kemija. Elektrolitska disociacija, kot tudi njeni ustvarjalci in privrženci so za vedno zavzeli častno mesto v kontekstu razvoja svetovne znanosti.